TEMA HISTORIA DE LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMEN- TOS QUÍMICOS Necesidad de la clasificación de los elementos químicos.

Transcripción

1 TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA (Oposiciones de Enseñanza Secundaria) TEMA 40 EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS. PERIODICIDAD DE LAS PROPIEDADES Y RELACIÓN CON LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. ESTUDIO EXPERIMENTAL DE ALGUNA DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS. Esquema 1. Historia de la Clasificación Periódica de los elementos químicos Necesidad de la clasificación de los elementos químicos Primeras clasificaciones: Lavoisier, Dumas Triadas de Döbereiner Octavas de Newlands Ordenación de Mendelejew Predicción y descubrimiento de nuevos elementos Defectos de la Tabla Periódica de Mendelejew Estudio general de la Tabla Periódica. 2. Distribución de los electrones en los átomos Principio de mínima energía Principio de exclusión de Pauli Regla de máxima multiplicidad de Hund Configuración electrónica y situación en el Sistema Periódico. 3. Propiedades periódicas Radio atómico y Número atómico Potencial de ionización Afinidad electrónica Electronegatividad Otras propiedades periódicas. 4. Estudio experimental del Potencial de Ionización. 1/24

2 TEMA 40 EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS. PERIODICIDAD DE LAS PROPIEDADES Y RELACIÓN CON LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. ESTUDIO EXPERIMENTAL DE ALGUNA DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS. 1. HISTORIA DE LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMEN- TOS QUÍMICOS Una de las partes más importantes y valiosas de la teoría química es la ley periódica. En su forma moderna, establece sencillamente que las propiedades de los elementos químicos no son arbitrarias, sino que dependen de la estructura del átomo y varían sistemáticamente con el número atómico. Es por ello que la clasificación periódica de los elementos constituye un esquema de organización de los elementos que nos permite manejar de forma eficaz la gran cantidad de elementos y compuestos que forman el mundo físico. Aunque no sea el aspecto de mayor interés de la cuestión, no está de más recordar brevemente los esfuerzos históricos por conseguir una clasificación de los elementos químicos que se iban descubriendo hasta completar toda la serie natural que actualmente se conoce. Hoy los esfuerzos se dirigen ya hacia la creación de nuevos elementos producidos artificialmente Necesidad de la clasificación de los elementos químicos. La idea de elemento químico, establecida por Boyle y desarrollada más tarde por Lavoisier, condujo a establecer un criterio claro para saber qué sustancias de las entonces conocidas eran elementos. Posteriormente, al descubrir nuevos elementos en el estudio de las propiedades de los cuerpos, desarrollar procedimientos para aislar estos nuevos elementos a partir de sus compuestos. La identificación de toda la serie de elementos naturales, hoy completa, ha exigido muchos años de intensa labor investigadora y actualmente la investigación en este campo está dirigida a crear nuevos elementos producidos artificialmente mediante reacciones nucleares. El estudio sistemático de las propiedades de los elementos, tanto de los conocidos de siempre como de los nuevos que se iban descubriendo, puso de manifiesto entre ellos, ciertas semejanzas de comportamiento físico y químico, tal como las existentes entre el cloro, bromo y iodo o entre el sodio y potasio, los cuales se comportan químicamente de manera parecida. Esto indujo a los investigadores a buscar una clasificación de los elementos químicos, no solo para facilitar su conocimiento y descripción en función de propiedades, análogas o antagónicas, sino para trazar caminos de investigación química que conduzcan a nuevos conocimientos de la materia Primeras clasificaciones: Lavoisier Dumas. La primera división de los elementos atendiendo a su aspecto y propiedades físicas fue en metales y no metales, llamados antiguamente metaloides. 2/24

3 Lavoisier agrupa a las sustancias elementales en elementos no metálicos formadores de ácidos y elementos metálicos formadores de sales, etc. Dumas estableció varias familias naturales de elementos con propiedades químicas claramente semejantes como: los halógenos (cloro, bromo y iodo), los anfígenos (azufre, selenio y telurio), los alcalinos (litio, sodio, potasio), etc. Estas divisiones de los elementos tenían un carácter limitado y excluyente y en algunos casos eran completamente artificiosas. La determinación de las masas atómicas proporcionó la base muy sólida para la clasificación general de los elementos, al ser la masa de los átomos su propiedad común más significativa Triadas de Döbereiner. El primero que propuso una clasificación parcial de los elementos basada en su masa atómica fue Dobereiner ( ) quien, en 1817, observó que la masa atómica del Estroncio (en realidad, el peso de combinación) era aproximadamente igual al valor medio de las masas atómicas del Calcio y del Bario, elementos químicamente análogos al Estroncio. Más tarde mostró la existencia de otros grupos de tres elementos, que se denominaron triadas (Cloro, Bromo y Yodo; Litio, Sodio y Potasio; Azufre, Selenio y Telurio) en los que aparecía la misma relación entre la masa atómica del elemento intermedio y la media de las masas atómicas de los extremos según puede observarse en el cuadro siguiente, con los valores actuales de masas atómicas: Calcio Estroncio Bario Cloro Bromo Yodo Litio 6 94 Sodio Potasio Azufre Selenio Teluro Valor medio de las masas atómicas del Calcio y del Bario: 88'72 Valor medio de las masas atómicas del Cloro y del Iodo: 81'185 Valor medio de las masas atómicas del Litio y del Potasio: 23'02 Valor medio de las masas atómicas del Azufre y del Teluro: 79'84 Podemos observar que en estas triadas, la masa atómica del elemento intermedio es aproximadamente igual a la media de las masas atómicas de los otros dos elementos, primero y tercero. Hacia 1850, los químicos habían llegado a identificar unas 20 triadas, lo que indicaba la existencia entre los elementos de una cierta regularidad. A pesar de ésto, otros químicos demostraron que en realidad los elementos debían agruparse en series de más de tres elementos análogos, así, a la triada del Cloro, Bromo y Iodo, hubo que agregarle el Flúor de igual manera que hubo que agregar el Magnesio a la triada inicialmente formada por el Calcio, Estroncio y Bario. En 1862, Chancourtois diseñó un diagrama tridimensional donde los elementos se situaban en una hélice arrollada sobre un cilindro vertical, por orden creciente de masas at6micas. Los elementos que presentaban analogías caían prácticamente sobre la misma generatriz del cilindro y, por tanto, aparecía una cierta repetición periódica de propiedades. El diagrama de Chancourtois no fue aceptado pues pareció muy complicado y ortopédico y recibió muy poca atención. 3/24

4 1.4. Octavas de Newlands. En 1864, el químico inglés John Newlands publicó que ordenando los elementos en orden creciente de sus masas atómicas, sin contar al Hidrógeno, sus propiedades químicas se repiten cada ocho elementos. Como entonces aún no estaban descubiertos los gases inertes, la repetición periódica de las propiedades podía comenzar en cualquier elemento y que el octavo contado a partir de cualquiera de ellos, podía considerarse como una repetición del primero de manera análoga a las notas de la escala musical. En la tabla siguiente puede verse la disposición de los elementos para las dos primeras filas, llamadas desde entonces periodos. El trabajo de Newlands, que fue precursor del Sistema Periódico, fue menospreciado por sus contemporáneos y no se permitió su publicación en la revista de la Royal Society. Sólo 23 años después la propia Royal Society reconoció el trabajo de Newlands y le concedió un alto galardón Li 6 9 Be 9 0 B 10 8 C 12 0 N 14 0 O 16 0 F 19 0 Na 23 0 Mg 24 3 Al 27 0 Si 28 1 P 31 0 S 32 1 Cl 35 5 Exceptuando el Hidrógeno, los siete elementos siguientes: Litio, Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno, Oxígeno y Flúor difieren marcadamente entre ellos en propiedades físicas y químicas y en sus valencias, pero los siete elementos que siguen: Sodio, Magnesio, Aluminio, Silicio, Fósforo, Azufre y Cloro, son muy parecidos a los elementos respectivos anteriores de la primera octava. La tercera octava comienza con el Potasio, análogo al Litio y Sodio, al que sigue el Calcio, parecido al Berilio y Magnesio, pero más allá de estos dos elementos, la ley de Las octavas de Newlands ya no puede aplicarse, pues hasta llegar al Bromo, el elemento más próximo parecido al Cloro, existen diecisiete elementos en vez de siete Ordenación de Mendelejew. La siguiente etapa en la historia de la clasificación periódica de los elementos químicos tuvo lugar en 1869, desarrollada independientemente por el alemán Lothar Meyer y el ruso Dimitri Mendelejew. Ninguno de ellos conocían los trabajos de Newlands. Lothar Meyer publicó una tabla periódica incompleta que amplió más tarde hasta incluir 56 elementos, en grupos y subgrupos. Observó que se obtenían curvas periódicas al representar diversas propiedades como volúmenes atómicos, puntos de fusión y ebullición, comportamiento electroquímico, etc. Mendelejew, en 1869, presentó su trabajo La relación de las propiedades de los elementos con su peso atómico, en el cual estudia las relaciones entre propiedades físicas y químicas de los elementos y en especial, la valencia y las masas atómicas y encontró una repetición periódica de las propiedades de los elementos y de sus correspondientes compuestos cuando los elementos se ordenaban en orden creciente de sus masas atómicas. Los periodos no tenían siempre la misma longitud, a diferencia de lo supuesto por Newlands, pero en cada uno existía una variación semejante y gradual de las propiedades de los elementos de manera que los elementos de un mismo grupo o familia se correspondían en los sucesivos periodos. 4/24

5 Sobre esta base de que las propiedades de los elementos son función periódica de sus masas atómicas, Mendelejew publicó su tabla, donde ordenaba todos los elementos conocidos en aquel tiempo, unos 63, de forma que los elementos análogos de cada familia aparecían situados en la misma fila horizontal y no como actualmente es costumbre, en la misma columna o grupo. Mendelejew estaba convencido de que la clasificación de elementos que proponía era la correcta y no dudó en dejar vacíos aquellos lugares de la tabla donde no existiese elemento conocido así como invertir el orden de algunos de ellos, como Teluro y Yodo, e incluso suponer dudosas las masas atómicas de algunos elementos. Años más tarde Mendelejew modificó su tabla variando la posición de algunos elementos como consecuencia de valores más exactos de sus masas atómicas. Primera Tabla Periódica de Mendelejew (1869) I II III IV V VI Ti=50 V=51 Cr=52 Mn=55 Fe=56 Co=59 Zr=90 Nb=94 Mo=96 Rh=104 4 Ru=104 4 Pd=106 6?=180 Ta=182 W=186 Pt=197 4 Ir=198 Os=199 H=1 Cu=63 4 Ag=108 Hg=200 Li=7 Be=9 4 B=11 C=12 N=14 O=16 F=19 Na=23 Mg=24 Al=27 4 Si=28 P=31 S=32 Cl=35 5 K=39 Ca=40?=45 Er=56 Yt=60 In=75 6 Zn=65 2?=68?=70 As=75 Se=79 4 Br=80 Rb=85 4 Sr=87 6 Ce=92 La=94 Di=95 Th=118? Cd=112 Ur=116 Sn=118 Sb=122 Te=128 I=127 Cs=133 Ba=137 Au=197? Bi=210 Tl=204 Pb=207 En 1871, Mendelejew y Meyer propusieron conjuntamente una tabla con ocho columnas obtenida por desdoblamiento de los periodos largos en dos periodos extremos de siete elementos (grupos I al VII, subgrupos a y b) y un grupo central formado por tres elementos análogos (grupo VIII). Los periodos quedaron dispuestos en filas horizontales y los grupos distribuidos en columnas tal como se presenta en los sistemas periódicos modernos. El descubrimiento del Helio, primer gas noble, causó a Mendelejew una gran contrariedad pues el nuevo elemento no encajaba en ningún lugar de la tabla, pero más tarde resultó ser una valiosa y definitiva confirmación de la ley periódica ya que el helio, y los demás gases inertes que se descubrieron seguidamente, constituyeron el grupo 0 de la tabla ubicado en el extremo derecho de ella. Algunos de los huecos dejados por Mendelejew en su tabla periódica, correspondientes a elementos aún desconocidos y que él denominó con el prefijo eka- mas el nombre del elemento de encima, fueron descubiertos aún en vida de Mendelejew, confirmando plenamente sus predicciones. Ejemplo: el eka-silicio era el germanio, (1886). 5/24

6 IV Tabla Periódica de Mendelejew y Meyer, modificada (1962) Periodo. Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3 Grupo 4 Grupo 5 Grupo 6 Grupo 7 a b a b a b a b a b a b a b I 1 H II Li Be B C N O F III Na Mg Al Si P S Cl K Ca Sc Ti V Cr Mn V VI VII 37 Rb 55 Cs 87 Fr 29 Cu 47 Ag 79 Au 38 Sr 56 Ba 88 Ra 30 Zn 48 Ca 80 Hg 39 Y 31 Ga 49 In 57 La (*) 81 Tl 89 Ac (#) 40 Zr 32 Ge 50 Sn 41 Nb 33 As 51 Sb 42 Mo 34 Se 52 Te 43 Tc 35 Br 53 I 26 Fe 44 Ru Grupo 8 27 Co 45 Rh 28 Ni 46 Pd 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At Grupo 0 2 He 10 Ne 18 A 36 Kr 54 Xe 86 Rn (*) Elementos Lantánidos (Tierras Raras) (#) Elementos Actínidos 58 Ce 90 Th 59 Pr 91 Pa 60 Nd 92 U 61 Pm 93 Np 62 Sm 94 Pu 63 Eu 95 Am 64 Gd 96 Cm 65 Tb 97 Bk 66 Dy 98 Cf 67 Ho 99 Es 68 Er 100 Fm 69 Tm 101 Mv 70 Yb 102 No 71 Lu 103 Lw 1.6. Predicción y descubrimiento de nuevos elementos. Cuando Mendelejew propuso su tabla periódica no sólo dejó algunos espacios vacíos con objeto de que los elementos conocidos se pudieran situar en sus grupos correspondientes, con arreglo a las propiedades químicas que presentaban, sino que predijo que estos lugares vacíos correspondían a elementos aún desconocidos. Mendelejew dio a cada uno de estos elementos por descubrir, un nombre provisional formado por el elemento inmediato superior conocido y un prefijo, tomado del sánscrito (eka=primero, dwi=segundo), que indicaba el número de espacios existentes en la tabla por debajo del elemento de referencia. Como las propiedades de un elemento eran, en general, intermedias entre las de los elementos de encima y debajo de él, pudo establecer las propiedades de los elementos desconocidos así como el carácter químico de sus compuestos. Los elementos desconocidos de la tabla de Mendelejew, 10 en total, fueron posteriormente descubiertos 8 de ellos, entre los que uno se obtuvo artificialmente (el Tecnecio) y los dos restantes no pueden existir puesto que corresponden a dos lugares no vacíos en las tablas periódicas actuales. Tales elementos son: Eka-aluminio Galio Eka-silicio Germanio Eka-boro Escandio Eka-cesio Francio Dwi-cesio no existe Eka-niobio no existe Eka-tántalo Protactinio Dwi-telurio Polonio Eka-manganeso Tecnecio 6/24

7 Dwi-manganeso Renio El descubrimiento de estos elementos y la concordancia extraordinaria entre las propiedades de estos elementos recién descubiertos con las predicciones de Mendelejew contribuyeron a confirmar definitivamente la Ley periódica y dieron un gran valor a la Tabla que fue considerada desde entonces como base de toda sistematización en la química mineral. Sin embargo, Mendelejew no hizo previsión alguna sobre la existencia de los elementos del grupo 0, o Gases Inertes. Tras el descubrimiento del Helio (1895), que fue negado por Mendelejew, y posteriormente del Argón (1894), resultó evidente añadir un nuevo grupo al Sistema Periódico pues los elementos descubiertos no encajaban en los huecos. No obstante, en el nuevo grupo 0 había vacantes para otros tres elementos que fueron encontrados poco después (1898) y son el Neón, el Kriptón y el Xenón Defectos de la Tabla Periódica de Mendelejew. La clasificación periódica de los elementos de Mendelejew, aunque constituyó una de las aportaciones teóricas más importantes que ayudaron grandemente al desarrollo de la Química, contiene un cierto número de irregularidades que es importante tener presente a la hora de su estudio: a) El Hidrógeno no tiene un lugar fijo en la tabla. La posición del hidrógeno varía en las distintas formas de tablas periódicas, pues si bien en unas, por sus propiedades lo incluyen entre los no metales (con el grupo de Halógenos) en otras tablas lo incluyen en el grupo I (con el grupo de Alcalinos) debido a su propiedad química de ser reemplazado en los ácidos por los metales. b) La distribución de los elementos no sigue siempre el orden creciente de sus masas atómicas. Para poder agrupar los elementos según sus propiedades, fue necesario en ciertos casos, alterar el orden de pares de elementos colocando delante el de mayor masa atómica. Tal caso ocurre con los pares de elementos siguientes: Argón y Potasio, Cobalto y Níquel, Teluro y Iodo y finalmente Torio y Protactinio. c) La continuidad aparente de los elementos se rompe. La ordenación continua de los elementos en la tabla se rompe en el Lantano (periodo 6º) al que le sigue el Hafnio saltándose 14 elementos (tierras raras) que al no tener cabida en la tabla se colocan como un grupo aparte. Igualmente ocurre con los elementos situados tras el Actinio. d) La Tabla periódica no clasifica correctamente a los elementos por sus valencias. Muchos elementos presentan valencias diversas y una sola de ellas, en general no la más importante, queda destacada al situar el elemento en un lugar determinado de la tabla periódica. Los elementos Cobre, Plata y Oro, están situados en el grupo Ib al lado de los alcalinos, Ia a pesar de que difieren completamente de éstos. Esta colocación destaca la valencia 1 para aquellos elementos a pesar de que el Cobre actúa normalmente con valencia 2 y el Oro con valencia 3. De manera análoga la tabla periódica ignora la variabilidad de la valencia de otros muchos elementos tal como el Hierro, Manganeso, Cromo, Vanadio, etc. 7/24

8 e) No existe una frontera definida entre metales y no metales. Tanto en los grupos como en los periodos existe una mezcla de metales y no metales, por ejemplo, el Cloro y el Manganeso están en el mismo grupo VII, el Carbono y el Titanio están en el mismo grupo IV, etc. La división inicial de metales y no metales no queda de manifiesto en la Tabla Periódica. No obstante, esta separación se hace patente en la tabla periódica larga. f) No se establecen relaciones cuantitativas. La ley periódica expresa que las propiedades de los elementos dependen de sus masas atómicas, en general sólo pueden establecerse relaciones cualitativas pero no cuantitativas, ya que éstas no varían de manera uniforme. Mientras las masas atómicas del Cobalto y Níquel difieren sólo en 0'23, las Zinc y el Galio difieren en 4'34, etc. Estas anomalías hacen de la ley periódica de Mendelejew una buena aproximación de la realidad natural de los elementos químicos pero no constituye una expresión exacta de la misma Estudio general de la Tabla Periódica. Los elementos químicos actualmente conocidos se agrupan en 7 periodos (el último incompleto). Los periodos II y III contienen 8 elementos cada uno, los cuales determinan los grupos I al VII y el grupo 0 (gases inertes) de la tabla. En estos dos periodos, la valencia máxima del elemento respecto al oxígeno es igual al número del grupo, pero la valencia respecto al hidrógeno o al cloro, aunque aumenta regularmente hasta el grupo IV, disminuye después hasta llegar al valor unidad para los elementos del grupo VII. Los dos periodos empiezan con un metal alcalino y terminan, tras un halógeno, con un gas inerte del grupo 0, por lo que, de izquierda a derecha, en el orden creciente de pesos atómicos, el carácter metálico va disminuyendo para aumentar, correspondientemente, el carácter no metálico. Las propiedades físicas varían también de una manera uniforme (ejemplo: variación de los volúmenes atómicos y de los puntos de fusión con la masa atómica). El periodo I contiene únicamente dos elementos, el Hidrógeno y el Helio. Cuando el grupo 0 de los gases inertes no se conocía, el Hidrógeno, que estaba antepuesto a todos, no tenía lugar adecuado en la Tabla Periódica y se dejaba aislado o se colocaba en el grupo I con los alcalinos, por la semejanza de fórmulas entre los ácidos y las correspondientes sales alcalinas: HCl y NaCl; HNO 3 y KNO 3 ; H 2 SO 4 y Na 2 SO 4, etc. Posteriormente se descubrieron los gases inertes y se agregó el grupo 0 por la no reactividad de sus elementos (valencia nula), y el Hidrógeno puede ya tener un puesto propio. Actualmente hay razones para situar el grupo 0 a la derecha de la Tabla por ser cada gas inerte el último elemento de cada periodo, como se verá después con la configuración electrónica. Entonces el Hidrógeno debe anteceder al Helio, lo mismo que los halógenos anteceden a los gases nobles, el Hidrógeno se sitúa actualmente en el grupo VII, puesto que también es más parecido en sus propiedades físicas y químicas a los elementos halógenos que a los metales alcalinos. Los demás periodos comprenden análogamente los elementos que empiezan con un metal alcalino y terminan con un gas noble, con excepción del periodo 7, que está incompleto. Los periodos IV y V contienen 18 elementos, los cuales para referirlos a los 8 grupos de la Tabla se dividen en un primer subperiodo de 7 elementos (elementos a, 8/24

9 grupos largos), un subperiodo de 3 elementos muy parecidos que forman parte del gr u- po VIII, otro subperiodos de 7 elementos (elementos b, grupos cortos) y finalmente el elemento gas inerte del grupo 0. El periodo VI contiene 32 elementos pero 14 de ellos, dispuestos secuencialmente y de propiedades físicas y químicas prácticamente iguales, no tienen cabida en la Tabla y han de colocarse fuera de ella (son los llamados elementos de las tierras raras, los cuales siguen al Lantano, por lo que también se llaman Lantánidos), y los 18 elementos restantes pueden distribuirse de conformidad a sus propiedades, como los elementos de los periodos cuarto y quinto, con los que se corresponden. Finalmente, el periodo VII está incompleto, pues si por analogía se supone que debe contener 32 elementos, como el sexto periodo, solamente se conocen 17 elementos, de los que los 11 últimos que siguen al Uranio, han sido producidos artificialmente desde 1940 por reacciones nucleares y han resultado de vida efímera. Hasta esta fecha en que la Tabla Periódica terminaba en el Uranio, los 6 elementos que entonces comprendía el séptimo periodo, se situaban en los subgrupos a de la tabla, pero actualmente hay motivos para situar fuera de la misma, los elementos que siguen al actinio, (Actínidos), de manera análoga a los Lantánidos del sexto periodo con los cuales pueden relacionarse. Los elementos distribuidos en estos siete periodos, quedan a su vez clasificados 9 columnas o grupos que a partir del cuarto periodo se subdividen, como ya se ha indicado, en dos subgrupos a y b, que comprenden elementos químicamente análogos o congéneres. Los elementos de los periodos segundo y tercero, determinantes de los grupos, por lo que se denominan a veces como elementos tipo, son más parecidos a los elementos de uno de los subgrupos que a los del otro, en especial los elementos de los grupos extremos. Los elementos tipo de los grupos I y II son muy análogos a los elementos de los subgrupos a, mientras que los elementos tipo de los grupos III al VII son muy parecidos a los elementos de los subgrupos b. Los elementos de los subgrupos a y b situados en un mismo grupo no tienen muchas semejanzas en sus propiedades física y químicas. Sólo en los grupos III y IV la semejanza de propiedades es algo mayor. La coincidencia de elementos dispares en el mismo grupo (por ejemplo, los halógenos y la familia del manganeso o anfígenos y la familia del Cromo) pueden evitarse desplegando la Tabla Periódica de Mendelejew en una nueva tabla periódica de 18 columnas (determinadas por los elementos de los periodos IV y V) con lo cual, los subgrupos a y b quedan alejados. Este tipo de tabla se conoce como Tabla Larga, en oposición a la tabla corta que hemos estudiado. El modo de relacionarse los elementos de los tres primeros periodos, ahora incompletos, con las 18 columnas de la tabla larga, da lugar a distintas formas de la misma, si bien en todas ellas se mantiene, en general, la designación de grupos y subgrupos establecida en la tabla corta. El lugar o puesto que ocupa cada elemento químico en la tabla periódica, se conoce como número atómico del correspondiente elemento que coincide con el número de protones de su núcleo o electrones en su átomo neutro. 2. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LOS ÁTOMOS Los trabajos de Mendelejew y de Meyer de clasificar los elementos químicos en grupos de propiedades semejantes, que concluyeron con el establecimiento de la Tabla 9/24

10 Periódica, se realizaron antes de conocerse la estructura atómica de sus átomos. La clasificación se hizo basándose en las propiedades físicas (Meyer) o basándose en las propiedades químicas (Mendelejew). Pero fue después Moseley, discípulo de Rutherford, quien en 1912 condujo al actual sistema periódico, al ordenar los elementos, no por su masa atómica, sino por su número atómico creciente. Se basó en un experimento senc i- llo que consistía en exponer los distintos elementos a la acción de los rayos catódicos (constituidos por un flujo de electrones). Los elementos emitían a su vez unas radiaciones electromagnéticas, denominadas rayos X. Se obtenía así el espectro de rayos X de cada uno de esos elementos. Sistema Periódico Largo I II III IV V VI VII 1a 2a 3ª 4a 5a 6ª 7a 8 1b 2b 3b 4b 5b 6b 7b H He LI Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ku Ha 89 Ac * * * Lantánidos ** Actínidos 58 Ce 90 Th 59 Pr 91 Pa 60 Nd 92 U 61 Pm 93 Np 62 Sm 94 Pu 63 Eu 95 Am 64 Gd 96 Cm 65 Tb 97 Bk 66 Dy 98 Cf 67 Ho 99 Es 68 Er 100 Fm 69 Tm 101 Md 70 Yb 102 No 71 Lu 103 Lw Moseley observó que la frecuencia de una raya determinada del espectro de rayos X dependía de un número entero cuyo valor aumentaba de uno en uno, según el número de orden del elemento en la tabla periódica (o número atómico). De esto se dedujo que ese número atómico sería igual al número de cargas eléctricas del núcleo. Esta correspondencia entre la frecuencia ν, y el número atómico Z, la obtuvo experimentalmente porque al representar ν frente a Z resultaba una línea recta. Este hecho le llevó a pensar que el número atómico estaba en íntima conexión con el comportamiento del átomo y que, por tanto, resultaría más conveniente ordenar los elementos según su carga nuclear. El éxito de esta idea fue completo pues con la nueva tabla periódica se corrigieron las anomalías existentes en la tabla de Mendelejew. Los elementos de propiedades parecidas se colocaron en la misma FIG. 1 columna y después de algunas variaciones en la forma se llegó a la Tabla o Sistema Periódico actual, de Werner, o Sistema Periódico Largo, que consta de 18 columnas (familias o grupos) y de siete periodos (líneas horizontales). La importancia de la clasificación periódica es enorme, pues permite deducir muchas propiedades de los elementos según su posición en el Sistema Periódico. 10/24

11 Será necesario saber ahora cómo se van disponiendo los electrones en los átomos siguiendo el orden creciente de sus números atómicos. Es decir, conocer la configuración electrónica de un determinado átomo dado su número atómico. Para ello, consideraremos que los orbitales de los átomos polielectrónicos son análogos a los del hidrógeno, aunque no sean idénticos. Para construir la configuración electrónica de los átomos en su estado normal o fundamental (el de menor energía), se aplica el proceso de construcción que se basa en los siguientes principios o postulados: 2.1. Principio de mínima energía. En el átomo en estado normal los electrones se colocan en los orbitales disponibles de menor energía. Estos niveles energéticos se conocen a partir de los datos experimentales suministrados por los espectros atómicos, siguiendo, por su contenido creciente de energía, el orden que se expresa a continuación: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 6s < 4f < 5d < 6p Hay que destacar que para un mismo valor de n (número cuántico principal), el orden energético de los orbitales es s<p<d (excepto en el hidrógeno en que tienen la misma energía) y que los orbitales 3d tienen mayor energía que el 4s, los 4d mayor que el 5s, los 4f mayor que los 5p y que el 6s, etc. aunque estas secuencias energéticas entre subniveles no se cumplen exactamente para todos los elementos Principio de exclusión de Pauli. En un mismo átomo nunca puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Este principio fue establecido en 1925 por el físico suizo Wolfgang Pauli, tras numerosas observaciones de los espectros atómicos. Por ejemplo, si en un átomo hay dos electrones que tienen iguales los números cuánticos n, l y m, habrá de tener el número cuántico s diferente. De aquí se deduce que existe una limitación para el número de electrones que pueden ocupar un mismo orbital. Únicamente podrá haber dos electrones (con spines opuestos o antiparalelos), ya que el número s sólo puede tomar dos valores distintos 1/2 y -1/2 (el spin se representa por una pequeña flecha, [ ], y el spin opuesto, por otra de sentido contrario [ ]). Como en un nivel de número cuántico principal n, hay n 2 orbitales, podrán existir en ese piso 2n 2 electrones como máximo Regla de máxima multiplicidad de Hund. Cuando una serie de orbitales degenerados (p,d o f) se están completando, los electrones se distribuyen manteniéndose con spines paralelos, mientras esto sea posible, estrenando y ocupando los suborbitales mientras alguno queda vacío. Por ejemplo, si se colocan dos electrones en los orbitales 2p, habría, en principio, tres posibilidades, que son las expresadas en la fig.2. En el estado fundamental, la disposición de los electrones es la (a), según esta regla de máxima multiplicidad, pues es la más estable. En las otras dos configuraciones los spines de los electrones son antiparalelos. Esta regla de Hund, es una regla empírica, nacida de la aportación de los datos experimentales en el átomo, especialmente de los estudios FIG. 2 espectroscópicos. 11/24

12 Teniendo en cuenta estas normas, se podrá construir la configuración electrónica de cualquier elemento en su estado normal. Cuando al átomo se le comunica una energía, algunos electrones podrán saltar a orbitales superiores de mayor energía o contradirán la regla de máxima multiplicidad de Hund, con lo que pasará aun estado excitado Configuración electrónica y situación en el Sistema Periódico. Con todo lo anterior se puede ya representar la configuración electrónica de los elementos según su situación en el Sistema Periódico, es decir, se puede justificar el propio Sistema Periódico. Si nos fijamos en él podemos observar que el primer periodo tiene sólo dos elementos: el Hidrógeno (1s 1 ) y Helio (1s 2 ). El segundo periodo contiene ocho elementos, comenzando en el Litio (1s 2 2s 1 ) y finalizando en el Neón (1s 2 2s 2 2p 6 ). La configuración de los ocho elementos de este periodo será: Litio 1s 2 2s 1 Berilio 1s 2 2s 2 Boro 1s 2 2s 2 2p 1 Carbono.. 1s 2 2s 2 2p 2 Nitrógeno 1s 2 2s 2 2p 3 Oxígeno.. 1s 2 2s 2 2p 4 Flúor... 1s 2 2s 2 2p 5 Neón... 1s 2 2s 2 2p 6 Para abreviar, la configuración electrónica puede escribirse también indicando solamente los electrones de la última capa, mientras que los de las capas internas, que ya están llenas, se representan con las letras correspondientes, K, L, M,... o bien, con el símbolo del gas noble (grupo 0) precedente. Así, por ejemplo, el tercer periodo, en el que hay también 8 elementos, comienza con el Sodio y finaliza en el Argón: Sodio.. (Ne) 3s 1 Magnesio.. (Ne) 3s 2 Aluminio.. (Ne) 3s 2 3p 1 Silicio.. (Ne) 3s 2 3p 2 Fósforo (Ne) 3s 2 3p 3 Azufre. (Ne) 3s 2 3p 4 Cloro.. (Ne) 3s 2 3p 5 Argón. (Ne) 3s 2 3p 6 En el cuarto periodo existen 18 elementos, comenzando con el Potasio (Ar)4s 1, continuando en el Calcio, pero al llegar al Escandio, el electrón no se sitúa en un orbital 4p, sino que lo hace en el orbital disponible de menor energía, que es uno de los 3d. Comienza así un conjunto de diez elementos en los que se van a introducir un total diez electrones en los cinco orbitales 3d. Cuando éstos se han completado en el Zinc, el siguiente electrón se coloca en un orbital 4p, en el Galio, hasta llegar al Kriptón de estructura (Ar)4s 2 3d 10 4p 6 : Potasio (Ar)4s 1 Calcio. (Ar)4s 2 Escandio. (Ar)4s 2 3d 1 Titanio (Ar)4s 2 3d 2 12/24

13 Vanadio. (Ar)4s 2 3d 3 Cromo (Ar)4s 1 3d 5 Manganeso (Ar)4s 2 3d 5 Hierro (Ar)4s 2 3d 6 Cobalto. (Ar)4s 2 3d 7 Níquel... (Ar)4s 2 3d 8 Cobre (Ar)4s 1 3d 10 Zinc.. (Ar)4s 2 3d 10 Galio (Ar)4s 2 3d 10 4p 1 Germanio. (Ar)4s 2 3d 10 4p 2 Arsénico.. (Ar)4s 2 3d 10 4p 3 Selenio. (Ar)4s 2 3d 10 4p 4 Bromo. (Ar)4s 2 3d 10 4p 5 Kriptón (Ar)4s 2 3d 10 4p 6 En el quinto periodo la configuración es semejante al periodo anterior: Rubidio. (Kr)5s 1 Estroncio.. (Kr)5s 2 Ytrio (Kr)5s 2 4d 1 Zirconio.. (Kr)5s 2 4d 2 Niobio. (Kr)5s 1 4d 4 Molibdeno.. (Kr)5s 1 4d 5 Tecnecio. (Kr)5s 2 4d 5 Rutenio (Kr)5s 1 4d 7 Rodio.. (Kr)5s 1 4d 8 Paladio (Kr)5s 0 4d 10 Plata (Kr)5s 1 4d 10 Cadmio (Kr)5s 2 4d 10 Indio (Kr)5s 2 4d 10 5p 1 Estaño. (Kr)5s 2 4d 10 5p 2 Antimonio.. (Kr)5s 2 4d 10 5p 3 Teluro. (Kr)5s 2 4d 10 5p 4 Iodo. (Kr)5s 2 4d 10 5p 5 Xenón. (Kr)5s 2 4d 10 5p 6 El sexto periodo contiene 32 elementos, comienza con el Cesio (Xe)6s 1, y al llegar al elemento Z=57, el Lantano, el electrón correspondiente se introduce en un orbital 5d. Pero en el siguiente elemento el siguiente electrón no ocupará un orbital 5d, sino un orbital 4f, de menor energía. Comienza así una nueva serie en la que se van llenando esos siete orbitales 4f y donde caben 14 electrones, luego comprenderá 14 elementos desde el Cerio (Xe)6s 2 5d 0 4f 2, hasta el Lutecio (Xe)6s 2 5d 1 4f 14. Al llegar al elemento siguiente, El Hafnio, el electrón se vuelve a situar en orbitales 5d y así sucesivamente hasta el Mercurio. El periodo termina en el Radón (Xe) 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 : Cesio. (Xe)6s 1 Bario. (Xe)6s 2 Lantano (Xe)6s 2 5d 1 Cerio (Xe)6s 2 5d 0 4f 2 Praseodimio. (Xe)6s 2 5d 0 4f 3 13/24

14 Neodimio. (Xe)6s 2 5d 0 4f 4 Prometio. (Xe)6s 2 5d 0 4f 5 Samario.. (Xe)6s 2 5d 0 4f 6 Europio.. (Xe)6s 2 5d 0 4f 7 Gadolinio (Xe)6s 2 5d 1 4f 7 Terbio. (Xe)6s 2 5d 0 4f 9 Disprosio (Xe)6s 2 5d 0 4f 10 Holmio (Xe)6s 2 5d 0 4f 11 Erbio... (Xe)6s 2 5d 0 4f 12 Tulio (Xe)6s 2 5d 0 4f 13 Yterbio (Xe)6s 2 5d 0 4f 14 Lutecio (Xe)6s 2 5d 1 4f 14 Hafnio.. (Xe)6s 2 5d 2 4f 14 Tantalio (Xe)6s 2 5d 3 4f 14 Wolframio (Xe)6s 2 5d 4 4f 14 Renio... (Xe)6s 2 5d 5 4f 14 Osmio.. (Xe)6s 2 5d 6 4f 14 Iridio (Xe)6s 2 5d 7 4f 14 Platino. (Xe)6s 1 5d 9 4f 14 Oro.. (Xe)6s 1 5d 10 4f 14 Mercurio. (Xe)6s 2 5d 10 4f 14 Talio (Xe)6s 2 5d 10 4f 14 6p 1 Plomo. (Xe)6s 2 5d 10 4f 14 6p 2 Bismuto.. (Xe)6s 2 5d 10 4f 14 6p 3 Polonio (Xe)6s 2 5d 10 4f 14 6p 4 Astato.. (Xe)6s 2 5d 10 4f 14 6p 5 Radón.. (Xe)6s 2 5d 10 4f 14 6p 6 En el séptimo y último periodo vuelve a suceder la mismo que en el periodo anterior. Comienza en el Francio (alcalino) de estructura (Rn)7s 1 y al llegar al Actinio se inicia la ocupación del orbital 6d, pero en el elemento que le sigue, el Torio, se estrena el orbital 5f comenzando así otra serie de 14 elementos (actínidos) que termina en el Lawrencio. La mayoría de estos elementos son inestables, los elementos que siguen al Uranio (transuránicos) no existen en la naturaleza, pues han sido obtenidos en el laboratorio por procesos de reacciones nucleares, y han resultado ser de vidas muy efímeras. Francio.. (Rn)7s 1 Radio. (Rn)7s 2 Actinio.. (Rn)7s 2 6d 1 Torio (Rn)7s 2 6d 2 5f 0 Protactinio... (Rn)7s 2 6d 1 5f 2 Uranio.. (Rn)7s 2 6d 1 5f 3 Neptunio.. (Rn)7s 2 6d 0 5f 5 Plutonio.. (Rn)7s 2 6d 0 5f 6 Americio.. (Rn)7s 2 6d 0 5f 7 Curio (Rn)7s 2 6d 1 5f 7 Berkelio... (Rn)7s 2 6d 1 5f 8 Californio (Rn)7s 2 6d 0 5f 10 Einstenio.. (Rn)7s 2 6d 0 5f 11 Fermio..... (Rn)7s 2 6d 0 5f 12 14/24

15 Mendelevio.. (Rn)7s 2 6d 0 5f 13 Nobelio (Rn)7s 2 6d 0 5f 14 Lawrencio (Rn)7s 2 6d 1 5f 14 Como resumen del estudio del Sistema Periódico, diremos que en él se pueden distinguir los siguientes tipos de elementos: - Elementos de los grupos principales: son ocho grupos, Ia (metales alcalinos), IIa (metales alcalino-térreos), IIIa (grupo del Boro o boroideos), IVa (Carbonoideos), Va (Nitrogenoideos), VIa (Anfígenos), VIIa (Halógenos) y 0 (Gases Inertes o Nobles). - Elementos de Transición: series de l0 elementos situados entre las columnas IIIb hasta IIb, en los periodos 4, 5 y 6 (primera, segunda y tercera serie de transición respectivamente). En el periodo 7, la serie de transición correspondiente (cuarta) está incompleta (sólo tiene un elemento) y en ella se acaba el Sistema Periódico. En todos estos elementos de transición se están llenando los orbitales d de la penúltima capa, (n-1)d. - Elementos de Transición Interna: series de 14 elementos, situada cada serie en los periodos 6 y 7. En ellos se están llenando los orbitales f de la antepenúltima capa, (n 2)f. No tienen cabida en la tabla periódica, por lo que se sitúan fuera de ella. Estarían incluidos dentro de las casillas del Lantano y del Actinio, por lo que también se les denominan Lantánidos y Actínidos, además de Tierras Raras. Cada periodo comienza pues, por un metal alcalino (excepto el primero, que empieza por el Hidrógeno) y termina en un gas noble. Examinando las configuraciones electrónicas externas de cada grupo del sistema periódico, resulta que son: - Metales alcalinos ns 1 - Metales alcalino-térreos.. ns 2 - Metales de transición.. ns 2 (n-1)d variable - Metales de transición interna.. ns 2 (n-1)d 0-2 (n-2)f variable - Boroideos (grupo del Boro) ns 2 np 1 - Carbonoideos. ns 2 np 2 - Nitrogenoideos ns 2 np 3 - Anfígenos ns 2 np 4 - Halógenos ns 2 np 5 - Gases Inertes o Nobles ns 2 np 6 El número n del nivel más externo es igual al número del periodo. En los elementos de transición y en los lantánidos y actínidos, en algunos casos, hay pequeñas alteraciones en la ocupación de los orbitales más externos, por ejemplo, el cromo y el cobre, tienen como configuraciones 3d 5 4s 1 y 3d 10 4s 1, respectivamente y no las que cabría esperar de seguir la secuencia normal: 3d 4 4s 2 y 3d 9 4s 2. El hecho de que el nivel cuántico interior esté lleno o semilleno, parece que le confiere una estabilidad adicional. Esto es debido a que las diferencias energéticas entre estas dos formas son sumamente pequeñas, pero, en general las configuraciones electrónicas son las indicadas. Resulta así que todos los elementos situados en una misma columna tienen igual configuración electrónica. Por otra parte, en el sistema periódico, los elementos se encuentran ordenados de tal forma que en la misma columna están situados los de propie- 15/24

16 dades químicas parecidas por eso, las propiedades químicas dependerán de la configuración electrónica externa, es decir, de los electrones que ocupan los orbitales de mayor energía. Por esto, es muy frecuente representar la estructura atómica según el simbolismo de Lewis, que consiste en rodear al símbolo del elemento por tantos puntos como electrones externos tenga. En los elementos de transición de un mismo periodo, el número de electrones del orbital más externo es igual a ns 2, por lo que tendrán una gran semejanza en sus propiedades químicas, siendo mayor en el mismo periodo que en el mismo grupo. Este fenómeno también ocurre en los elementos de transición interna. Por último, los Gases Inertes son elementos muy poco reactivos, y esa gran estabilidad puede atribuirse a su configuración electrónica completa. Al dirigirse todo en la naturaleza hacia un estado de máxima estabilidad (mínima energía), los demás elementos tenderán a adquirir esta configuración de gas inerte o gas noble, o sea, a tener completos sus orbitales más externos. 3. PROPIEDADES PERIÓDICAS Al analizar un periodo de izquierda a derecha, se observa que existe una gradación en muchas de las propiedades de los elementos que lo integran, al ir aumentando el número atómico, es decir, el número de electrones externos. Hay, pues, una periodicidad en las propiedades de cada línea horizontal del sistema periódico. Este hecho está de acuerdo con la ley de periodicidad de Mendelejew: las propiedades de los elementos no son arbitrarias, sino que dependen de su estructura y varían con la masa atómica de modo sistemático. Ahora ya estamos en disposición de comprender que las propiedades no dependen de la masa atómica, sino del número atómico y de la disposición de los electrones externos. A continuación estudiaremos algunas de las más importantes de estas propiedades periódicas Radio atómico y Volumen atómico. Como no es posible medir el radio de un átomo aislado, para estudiar su variación en el sistema periódico, se acude a la representación gráfica del volumen atómico, (obtenido por el cociente entre la masa atómica y la densidad) frente al número atómico. Así, se observa que en un mismo periodo el elemento de mayor volumen atómico, es el me- FIG. 3 tal alcalino y que a medida que se avanza en ese periodo va disminuyendo, con ciertas 16/24

17 irregularidades, para volver a aumentar al llegar al metal alcalino del periodo siguiente y que, además, tiene un volumen superior al del metal alcalino anterior. Estas variaciones en la tabla periódico, pueden interpretarse de una forma teórica: a) En un mismo grupo, el radio atómico aumentará con el número cuántico principal, n, de la capa externa, es decir, al descender en ese grupo. b) En un mismo periodo todos los elementos tienen el mismo número n externo, pero al avanzar hacia la derecha, va aumentando la carga positiva del núcleo por adición sucesiva de un protón. Como la carga positiva del núcleo está muy concentrada en un espacio muy pequeño, el campo eléctrico creado por ella aumenta mucho, con lo cual atrae más a los electrones y las capas electrónicas se comprimen, Por tanto, al avanzar en un periodo, el radio, en general, disminuye. Esta secuencia general también puede explicarse atendiendo a la fórmula del radio de Bohr: 2 2 n h r = 2 2 4π nze 3.2. Potencial de Ionización. El Potencial de Ionización se define como el cambio de entalpía necesaria para llevar el electrón más externo de un átomo gaseoso (es decir, el electrón unido con mínima energía) hasta el infinito y producir así un ion positivo también en estado gaseoso, supuesto realizado este proceso a 0 K. + A( g) A ( g) + e E I Es un proceso endoenergético, pues hay que comunicar una energía para vencer la atracción electrostática del núcleo y arrancar ese electrón. Se mide experimentalmente por métodos espectroscópicos y se suele expresar en electrón-voltios por átomo y en kilocalorías por mol o en kilojulios por mol: ev Kcal 1 = 23 = 96'5 átomo mol En definitiva, mide la tendencia de un átomo para formar iones positivos. Cuanto menor sea la energía de ionización, será más fácil arrancarle un electrón y mayor será su tendencia a formar iones positivos. Definida así, ésta será la primera energía de ionización. Al representar gráficamente los valores correspondientes a los elementos del sistema periódico en orden creciente del número atómico Z, se observa cómo varía periódicamente. En cada periodo aumenta con Z siendo el gas inerte el de mayor energía de io FIG. 4 KJ mol 17/24

18 nización. Al pasar al siguiente periodo, el valor es inferior al del correspondiente elemento del mismo grupo del periodo anterior. La justificación de estas regularidades es la siguiente: a) Al descender en un grupo, el número n de la capa más externa aumenta y el radio atómico también. Al estar más separado el electrón externo, la acción del núcleo sobre él, es menor y se necesita menos energía para separarlo. La energía de ionización disminuye al descender en un grupo. b) En un periodo, el número n es el mismo, pero de izquierda a derecha aumenta la carga nuclear, con lo cual, la atracción del núcleo es mayor y la energía de ionización también aumenta en este sentido. Hay algunas irregularidades en esta gradación, que se explican principalmente mediante el efecto de apantallamiento de los electrones internos. Como este apantallamiento disminuye el efecto de atracción del núcleo, lo que habrá de tenerse en cuenta no es sólo la carga nuclear, Z, sino la carga nuclear efectiva, Z *, resultado de sustraer a aquella la acción de apantallamiento de los electrones internos: Z * =Z-σ (siendo σ=constante de pantalla). Esta constante de pantalla no varía de forma regular, lo que será causa de esas pequeñas anomalías. En definitiva, cuanto más bajo y a la izquierda del Sistema Periódico se encuentre un elemento, menor será su energía de ionización. Por el contrario, cuanto más arriba y a la derecha se encuentre, mayor será la energía de ionización. De la fórmula obtenida de la energía de un orbital, se puede deducir la misma conclusión: la energía es directamente proporcional a Z e inversamente proporcional a n, ya que la energía de ionización será igual a la energía del orbital que ocupa el electrón, con signo cambiado: π Z e m E = 2 2 n h Existe también una segunda, tercera, etc. energías de ionización. Al ion A + podría arrancársele un nuevo electrón: + 2+ A A + e E I 2 y a este nuevo ion se le puede arrancar un siguiente electrón: A A + e Se cumple, además que E I1 < EI 2 < EI3, etc., ya que al haber menos electrones, la atracción del núcleo sobre ellos es mayor. Por este motivo, sólo son estables, en general, los iones positivos con una o dos cargas, y es muy difícil obtener cationes con más de tres. Este salto en el valor de las sucesivas energías de ionización es más brusco cuando se rompe una estructura de gas noble, es decir, una configuración electrónica completa. Así, la segunda energía de ionización del litio es mucho mayor que la del berilio Afinidad electrónica. La Afinidad Electrónica es el cambio de entalpía que se produce en el paso de un electrón, con energía cinética cero, desde el infinito hasta el orbital disponible de menor energía de un átomo gaseoso, para formar un ion negativo también gaseoso, supuesto E I 3 18/24

19 realizado este proceso a 0 K: A ( g) + e A ( g) + E A donde E A es la entalpía llamada Afinidad Electrónica. Se trata en general, de un proceso exoenergético, pues al aproximar cargas eléctricas opuestas (un electrón se aproxima al campo eléctrico positivo de un núcleo) se desprende una energía. Mide así la tendencia a formar iones negativos. A mayor afinidad electrónica más energía se desprende en ese proceso y mayor será la tendencia del elemento a formar iones negativos. Es más difícil la determinación experimental de esta magnitud que la de las energías de ionización. También se mide en electrón-voltios, en Kcal/mol o en KJ/mol. Su variación en el Sistema Periódico es análoga a la de las energías de ionización (aunque con más irregularidades), puesto que también aumenta con la atracción nuclear. En general la Afinidad Electrónica, disminuye en un grupo cuando aumenta en número cuántico principal del orbital más externo y aumenta con el número atómico cuando n es el mismo. Por tanto, las mayores afinidades electrónicas corresponden a los elementos situados más arriba y a la derecha del sistema periódico, excluidos gases inertes o gases nobles. Así definida, ésta es la primera Afinidad Electrónica. Asimismo, existen una segunda, tercera, etc., afinidades electrónicas, pero los procesos correspondientes son ya endoenergéticos, pues al aproximarse un electrón a un ion negativo habrá que vencer una fuerte repulsión electrostática Electronegatividad. La Electronegatividad es según la definición de Linus Pauling, el poder o tendencia de un átomo, dentro de una molécula, de atraer hacia sí, los electrones de su enlace con otro átomo. Estará, pues, íntimamente relacionada con la energía de ionización y con la afinidad electrónica. Sin embargo, no se puede medir directamente, sino que se ha de hacer con relación a otro elemento. Por ello, hay dificultades en su determinación y se han establecido distintas escalas y definiciones: a) Escala de Mulliken. Es muy intuitiva, ya que define la electronegatividad, E N, como la media aritmética de la afinidad electrónica E A y la energía de ionización E I de un átomo: E N =(E A +E I )/2 sin embargo tiene el inconveniente de que E A y E I son diferentes en el átomo aislado a cuando se encuentra formando un compuesto. b) Escala de Pauling. Es más utilizada que la anterior y su cálculo se basa en valores de energías de enlace. Pauling sugirió que la diferencia en las electronegatividades de dos átomos está relacionada con la diferencia entre la energía real de un enlace entre ellos y la energía que debía esperarse para un enlace covalente puro entre los mismos. En ambas escalas los valores numéricos de las electronegatividades son diferentes, pero los valores relativos son análogos. Según la definición de Mulliken, se deduce que los elementos de mayor energía de ionización y de mayor afinidad electrónica serán los de electronegatividades más elevadas, por ello, también habrá una variación periódica de la electronegatividad. La electronegatividad aumenta en el Sistema Periódico de abajo a arriba y de izquierda a derecha. La importancia del conocimiento de este hecho estriba en que con frecuencia, las diferencias de electronegatividades pueden ser rela- 19/24

20 cionadas semicuantitativamente, aunque de forma empírica, con propiedades de los enlaces tales como los momentos dipolares y las energías de enlace Otras propiedades periódicas. La electronegatividad proporciona la explicación de muchas otras propiedades físico-químicas de los elementos. Sirve así para clasificarlos en dos grandes grupos, según la acción del núcleo sobre los electrones externos: - Elementos electronegativos o no metales. Son elementos con tendencia a captar electrones y formar iones negativos, porque los valores de su energía de ionización y afinidad electrónica son altos, es decir, su electronegatividad es elevada. Tienen numerosos electrones externos. - Elementos no electronegativos o metales. Son elementos con tendencia a perder electrones y formar iones positivos, porque su afinidad electrónica y energía de ionización y, por tanto, sus electronegatividades, son bajas. Tienen pocos electrones externos. Dentro de los metales hay que distinguir los metales de los grupos principales, los de transición y los de transición interna. Los metales más activos, es decir, los de mayor carácter metálico, son los situados más abajo y a la izquierda del sistema periódico, es decir: Cesio, Francio, etc. y los no metales más activos, por el contrario, se hallan en la parte superior derecha, excluyendo a los gases inertes, es decir: Flúor, Cloro, Oxígeno, etc. Podría trazarse en el sistema periódico una línea divisoria, casi en diagonal, metales/no metales. Los elementos próximos a esta línea muestran muchas veces propiedades intermedias (semimetales o semiconductores). FIG. 5 El carácter metálico es también una propiedad periódica, ya que cada periodo comienza por un metal más activo, disminuyendo el carácter metálico al avanzar a la derecha en el Sistema Periódico. En un periodo largo existe siempre la secuencia: metal metal transición no metal gas inerte. Otras muchas propiedades están relacionadas también con la variación de la electronegatividad. Tal es el caso del carácter reductor (relacionado con la capacidad de donar electrones) u oxidante (relacionado con la capacidad de captar electrones) de un elemento. Los más electronegativos serán oxidantes y los menos electronegativos, los metales, serán reductores. 20/24